Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Programa Analítico

Facultad de Ciencias Exactas
y Naturales
Programa Analítico
ASIGNATURA:
PLAN DE ESTUDIOS:
ANO ACADEMICO:
CARRERA/S:
PROFESOR a CARGO:
OTROS DOCENTES:
CUATRIMESTRE:
FISICOQUIMICA
2012 y Planes de Transición 2008
2014
1404
Dra. HOJVAT RUTH
Dr. RICARDO FRACCHIA- Dra. FIORESSI SILVINA ETHEL
PRIMER Cuatrimestre.
1. OBJETIVOS:

Introducir al alumno en las principales nociones de la Química Física.

La Química Física es un campo intermedio que comprende el estudio de las interacciones
entre la materia y la energía, base fundamental para la comprensión de fenómenos químicos,
físicos y biológicos.

Aplicar estos conocimientos a la elucidación o clarificación de los principios que tienen que
ver con las transformaciones de la materia, que se conocen como reacciones químicas, a
través del estudio de las propiedades físicas de las sustancias que reaccionan y de los
efectos de los cambios físicos sobre las reacciones mismas.
2. Contenidos:
a- Contenidos mínimos
Energía molecular. Función de partición. Termodinámica y Termoquímica. Funciones de estado y
estructura molecular. Equilibrio de fases. Equilibrio químico. Procesos irreversibles.
Catálisis. Soluciones gaseosas y líquidas. Soluciones de electrolitos. Equilibrio rédox. Mecánica
cuántica. Fenómenos de transporte. Teoría cinética de los gases. Cinética química. Reacciones de
electrodo. Fotoquímica. Bioenergética.
b-Contenidos básicos
1. Primera Ley de la Termodinámica.
Fisicoquímica: definición. Termodinámica: definición. Definiciones y terminología general en
Termodinámica. Concepto de calor, principio del equilibrio térmico. Trabajo: sus formas
(mecánico, expansión, eléctrico, químico, osmótico, etc.). El principio de conservación de la
energía. Primera Ley de la Termodinámica: ƒ¢ U = Q + W. Procesos infinitesimales: funciones de
estado, deferenciales exactas e inexactas. Entalpía. Capacidades caloríficas a volumen y presión
constantes. Cálculo de ƒ¢ U, ƒ¢ H, Q y W para gases ideales a presión, volumen o temperatura
constantes o en condiciones adiabáticas. Capacidades caloríficas y energías moleculares
(traslación, rotación y vibración molecular). Termoquímica. El calor de reacción como función
termodinámica. Reacciones endotérmicas y exotérmicas. Ley de Lavoisier-Laplace y Ley de
Hess. Determinación de ƒ¢ U y de ƒ¢ H en reacciones químicas. Entalpía de formación; estados
estándar. Entalpía de combustión. Entalpías de disolución y de cambio de fase. Entalpía
(energía) de enlace (unión química). Dependencia del ƒ¢ H de reacción con la temperatura (Ley
de Kirchoff).
2. Segunda Ley de la Termodinámica
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Procesos espontáneos y no espontáneos. Máquina térmica de Carnot. Entropía como función de
estado: definición matemática. dS = Q/T para procesos reversibles y dS > dQ/T para procesos
irreversibles. Aumento de la entropía del universo como criterio de espontaneidad. Enunciados de la
Segunda Ley de la Termodinámica. Entropía y probabilidad. Entropía como índice de agotamiento de
la capacidad de realizar trabajo. Cálculo de los cambios de entropía en procesos reversibles e
irreversibles. Funciones de energía libre. La función energía libre de Gibbs. G = H - TS. Deducción a
partir de dS > dQ/T. Disminución de la energía libre como criterio de espontaneidad a presión y
temperatura constantes. Dependencia de la variación de energía libre respecto de la presión y la
temperatura.
Segunda Ley y reacciones químicas. Entropías absolutas. La Tercera Ley de la Termodinámica.
Energía libre de formación. Cálculo de ƒ¢ Gº para una reacción química. Valores de ƒ¢ Gº, ƒ¢ Hº y
ƒ¢ Sº en reacciones químicas (inorgánicas, orgánicas y biológicas). Cálculo de ƒ¢ G, ƒ¢ H y ƒ¢ S
para reacciones químicas.
Equilibrio químico. Equilibrio químico en gases y en soluciones. Cálculo de la posición de equilibrio.
ƒ¢ Gº = -RT ln Keq. Criterio de espontaneidad para reacciones químicas a presión y temperatura
constantes: la isoterma de reacción de van't Hoff (ƒ¢ G = ƒ¢ Gº + RT ln Q). Efecto de la temperatura
y la presión sobre el equilibrio químico. Cálculo de los parámetros termodinámicos a partir de la
medida de las constantes de equilibrio a distintas temperaturas.
3. Bioenergética
La Primera y la Segunda Ley de la Termodinámica aplicadas a los seres vivos. Análisis
termodinámico de los seres vivos como sistemas abiertos en estado estacionario. Estado
estacionario: consideraciones cinéticas. Reacciones acopladas: reacción endergónica, reacción
exergónica e intermediario común. Procesos químicos en las células. Acoplamiento por
desplazamiento del equilibrio y por acoplamiento molecular. Uso de ƒ¢ Gº' como variación de energía
libre estandar de reacciones bioquímicas.
4. Termodinámica de sistemas reales
Magnitudes molares parciales. Potencial químico. El potencial químico como una medida de la
tendencia al escape (o reactividad). Criterio general de equilibrio usando potencial químico. Potencial
químico en gases y soluciones ideales. Ley de Raoult. Desviaciones de los sistemas reales respecto
de la idealidad. Solubilidad de gases reales. Ley de Henry. Potencial químico de soluciones reales.
Actividad y coeficiente de actividad. Interpretación física del concepto de actividad. Fuerzas de
atracción intermolecular. Actividad y estados estándar de gases, de líquidos y sólidos y de soluciones
(para el solvente, el soluto no-iónico y el soluto iónico). Constantes de equilibrio y de disociación
termodinámica. Análisis termodinámico de las propiedades coligativas de soluciones.
Potencial electroquímico. Aplicaciones biológicas. Mecanismos de fosforilación oxidativa. Teoría
quimiosmótica.
Soluciones de electrolitos. Fuerza iónica. Teoría de Debye-Hückel. Estimación de los coeficientes de
actividad a partir de la teoría de Debye-Hückel. Actividad de iones individuales. Conductividad y
conductividad molar. Disociación de electrolitos débiles. Conductividad molar y conductividad iónica
molar a dilución infinita.
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Equilibrio de fases. Condiciones de equilibrio. Diagramas de fases. Regla de las fases. Ecuación de
Clapeyron-Clausius. Termodinámica de superficies. Variación de la tensión superficial con la
temperatura y los solutos. Capas monomoleculares de extensión y de adsorción. Ecuación de
adsorción de Gibbs y concentración superficial. Detergentes y surfactantes: micelización. Coloides:
estabilidad y doble capa eléctrica. Suspensiones y emulsiones.
5. Cinética química
Objetivos de la cinética química. Reacciones elementales y reacciones complejas. Orden y
molecularidad. Ecuaciones diferenciales, expresiones integradas, t 1/2 y representaciones gráficas
para cinéticas de orden cero, primer orden, seudoprimer orden y segundo orden. Reacciones de
orden enésimo. Determinación experimental del orden de reacción respecto de cada reactivo.
Aproximación de las velocidades iniciales. Mecanismos de reacciones complejas. Intermediarios.
Ecuaciones diferenciales: suposición del equilibrio y aproximación del estado estacionario.
Reacciones opuestas, consecutivas y paralelas. Reacciones en cadena: etapas de iniciación,
inhibición, ramificación y terminación. Reacciones rápidas: métodos experimentales para su estudio (
método de flujo y de flujo detenido, saltos de temperatura y de presión). Dependencia de la velocidad
de reacción con la temperatura: ecuación empírica de Arrhenius. Perfil de reacción: relación entre la
cinética y la termodinámica. Catálisis. Variación de la energía de activación. Análisis termodinámico y
cinético de la acción de los catalizadores. Catálisis homogénea y heterogénea. Catálisis ácido-base.
Catálisis de superficie. Isoterma de adsorción de Langmuir. Catálisis enzimática. Concepto de paso
limitante de la velocidad global de una serie de reacciones catalizadas. Teorías de la velocidad de
reacción. Teoría de las colisiones para reacciones gaseosas bimoleculares. Frecuencia de colisión,
factor estérico y número de choques efectivos. Concepto de factor probabilístico (P) como P = A/Z.
Sección eficaz de reacción. Teoría del complejo activado. Entropía y entalpía de activación.
Reacciones en solución: efecto del disolvente en la constante de velocidad. Encuentros, colisiones y
el efecto celda. Reacciones controladas por difusión: ecuación de Smoluchowski. Reacciones
iónicas: Ecuación de Bronsted-Bjerrum. Comparación entre las constantes empíricas de velocidad y
las obtenidas con la teoría de las colisiones (gases) del estado de transición (gases y soluciones), y
mediante la ecuación de Smoluchowski (soluciones). Fotoquímica. Leyes de Grotthus-Draper y de
Stark-Einstein. Procesos intramoleculares: fluorescencia y fosforescencia. Diagrama de Jablonski.
Procesos intermoleculares: rendimientos cuánticos. Quimioluminiscencia. Radicales libres y sistemas
biológicos. Especies activas: tipos, características, reacciones. Antioxidantes. Resonancia de espín
electrónico (EPR). Tipo de información disponible a través de datos de EPR. Envejecimiento
mitocondrial. Teoría del envejecimiento mitocondrial por radicales libres. Efectos biológicos de
antioxidantes sobre el envejecimiento.
6.- Espectroscopia
Espectroscopía. Principios y espectroscopía de vibración-rotación. Absorción y dispersión de
radiación electromagnética. Vibración y rotación de moléculas diatómicas. Espectros de absorción IR
y dispersión Raman. Espectroscopía electrónica. Espectros atómicos. Difracción de rayos X.
Temario de Trabajos Prácticos
TP1
TP2
Fundamentos. Los conceptos. Termodinámica. Sistema, medio ambiente y proceso.
Equilibrio termodinámico y funciones de estado. Calor y trabajo. RESOLUCION DE
PROBLEMAS
Principios de la termodinámica. Relaciones Cv Cp. Termoquímica, calor de las
reacciones químicas. Energía interna y entalpía. Entropía . RESOLUCIÓN
PROBLEMAS UNIDAD 2
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TP3
TP4
TP5
TP6
TP7
TP8
TP9
TP10
TP11
TP12
TP13
TP14
Determinación de la constante de equilibrio de complejos de Ni(II y III) y Co (II y III)
con agua y amoníaco. Efecto de la temperatura. LABORATORIO
2do ppio de termodinámica. Propiedades de la entropía. Relación con otras
propiedades. Cambios de entropía en gases ideales. Estados estándar.
RESOLUCIÓN PROBLEMAS UNIDAD 3 y 4
Aspectos estadísticos. Distribución de Boltzmann y temperatura. Entropía y desorden.
Función de partición molecular y del sistema. Relación con funciones termodinámicas
RESOLUCIÓN PROBLEMAS UNIDAD 5.
Los estados de la materia. Gases ideales. Gases reales. Ecuaciones de estado.
Fuerzas intermoleculares. Líquidos. Descripción macro y microscópica. Sólidos.
RESOLUCIÓN PROBLEMAS UNIDAD 6
Diagramas de fase . Mezclas sólido-líquido función de la temperatura. LABORATORIO
Potencial químico. Equilibrio químico. Equilibrio de fases en sistemas de un
componente. Diagramas. Funciones termodinámicas de cambio de estado.
Ecuaciones de Clapeyron y Clapeyron-Clasius. Determinación de entropías absolutas.
RESOLUCIÓN PROBLEMAS UNIDAD 7 y 8
Aplicación de la ecuación de Clapeyron-Claussius. Determinación del calor entálpico a
partir de mediciones de la presión de un gas en función de la temperatura. Determinacion de la entalpia de vaporizacion de agua mediante la ecuacion de
Clapeyron-Clausius. LABORATORIO
Sistemas de composición variable. Eq. Qco en una mezcla de gases ideales. Eq
líquido Vapor. Relaciones Kx Kc. Dependencia de K con T. RESOLUCIÓN
PROBLEMAS UNIDAD 9 y 10
Eq de fases condensadas. Solución ideal. Soluciones de muchos componentes.
Mezclas parcialmente miscibles. RESOLUCIÓN PROBLEMAS UNIDAD 11 y 12
Determinación de la entropía de reacción y entalpía de una experiencia de mediciones
de velocidad de reacción (SN2) en función de la temperatura. LABORATORIO
Cinetica de degradacion de un colorante con hipoclorito de sodio. LABORATORIO
RESOLUCIÓN PROBLEMAS UNIDAD 13
3. BIBLIOGRAFIA
Libros de texto recomendados:
o
Fisicoquímica. Gilbert W. Castellan. Fisicoquimica; P.W. Atkins, Ed. Fondo Educativo
Interamericano, 1985.
o
Fisicoquímica Básica. W.J. Moore, Prentice Hall, Hispanoamérica S.A., México, 1986
o
Fisicoquímica. P.W.Atkins, Addison-Wesley Iberoamericana S.A., USA, 1991
o
Química Física. J. De Paula. Ed. Médica Panamericana, 2008
4.METODOLOGIA DE LA ENSEÑANZA

Se implementarán clases teóricas y clases de trabajos prácticos interactivos. En las clases
teóricas , se impartirán los conocimientos necesarios para la resolución de problemas y la
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introducción a las herramientas fisico-matemáticas para el entendimiento de los temas
planteados. En las clases de trabajos prácticos, se armarán grupos de tres o cuatro
estudiantes cada uno, que resolverán los problemas participativamente, con la consulta
periódica al docente. En estas clases, el docente no tendrá una participación expositiva en la
clase, sino mas bien de guía y colaboración a la resolución grupal de los problemas. El
objetivo es aumentar la participación en clase de los alumnos al entendimiento, exposición y
resolución de los problemas. La clase de problemas y ejercicios se basa en una guía de
estudios que contiene información, modelos, cuestionarios de pensamiento critico y ejercicios.

TODAS LAS CLASES SE ENCUENTRAN EN EL PORTAL DE INTERNET DE LA
ASIGNATURA
5. CRITERIOS DE EVALUACION
La evaluación del curso se realiza a través de:




Un parcial teórico/práctico obligatorio e individual,
Aprobación de trabajos prácticos
Examen final
Parcial Teórico-Práctico
El parcial teórico/práctico debe rendirse en la fecha estipulada por la Facultad (ver Planificación de
actividades).
Criterio de aprobación: el alumno deberá aprobar con un porcentaje no menor al 55% del contenido
del examen
En caso que el alumno desapruebe el parcial cuenta con una instancia de recuperación. Si el alumno
estuviese ausente (con causas justificadas o injustificadas) dispondrá de la fecha de recuperación
El desaprobar o no asistir a la recuperación (teniendo el parcial desaprobado) tiene como
consecuencia desaprobar el curso de la materia.
.

Aprobación de Trabajos Prácticos
Para aprobar los trabajos prácticos de laboratorio se requieren las siguientes condiciones.
 Asistencia a los Trabajos Prácticos (75%)
 Desarrollo de manualidades y criterio en el Laboratorio
 Presentación de los informes de Trabajo Práctico y aprobación
 Aprobación de los trabajos individuales o colectivos encomendados por la cátedra,
cuestionarios, y/o resolución de problemas.
La guía de estudio y problemas que se resuelven en clase, dispone de una serie de ejercicios de
refuerzo, los cuales son entregados para su corrección a la clase siguiente. Estos ejercicios se
evalúan y se toman como criterio de grado de avance del alumno en clase.
La participación en clase de los alumnos, tanto en las clases teóricas como en la de problemas ,
también se toma como criterio evaluativo respecto del grado de comprensión e interés.
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
Examen final
Para estar en condiciones de rendir el examen final de la materia que incluirá los temas teóricos y
prácticos, los alumnos deberán cumplir con los siguientes requerimientos:
a) Aprobar el parcial Teórico –Práctico
b) Aprobar los trabajos prácticos, de acuerdo a las condiciones fijadas por la Cátedra
c) Cumplir con las condiciones de asistencia de la asignatura.
ANEXO I
A1 - Carga Horaria - Modalidad de Enseñanza
Modalidad
Teóricas
Act. Prácticas
Evaluaciones
Total del curso
Horas cátedra
48
44
4
96
A2 – Carga Horaria de Actividades Prácticas
Tipo Actividad
1.- Resolución Problemas
2.- Prácticas de Laboratorio
Horas cátedra
24
20
3.- Prácticas de Simulación
4.- Prácticas de Programación
5.- Prácticas de Diseño y Proyecto
6.- Presentaciones Alumnos
7.- Trabajos de Campo y Visitas a Plantas
Total Actividades Prácticas
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