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PROGRAMA DETALLADO VIGENCIA TURNO

UNIVERSIDAD NACIONAL EXPERIMENTAL POLITÉCNICA DE LA FUERZA ARMADA 2009 DIURNO

INGENIERÍA DEL AZÚCAR SEMESTRE

ASIGNATURA 5to

FISICOQUÍMICA CÓDIGO

HORAS QUF-34213

TEORÍA PRÁCTICA LABORATORIO UNIDADES DE CRÉDITO PRELACIÓN

2 2 0 3 QUF-22013/ QUF-23025

1.- OBJETIVO GENERAL

Analizar los principios básicos de la Fisicoquímica, a fin de lograr una mejor comprensión de los fenómenos físico-químicos en el área de la Ingeniería del Azúcar

2.- SINOPSIS DE CONTENIDO:

La asignatura Físico química es de mucha importancia para el desarrollo de la carrera Ingeniería del Azúcar, pues contiene todos los principios de la física y la química

necesarias para la comprensión de los fenómenos y leyes que fundamentan la termodinámica, las funciones de la energía libre, las reacciones químicas y en general todos los

procesos teórico- prácticos que conducen al mejor desempeño y competencias técnicas del profesional en el área específica del sector Azucarero

Los contenidos que se proponen en este programa han sido organizados en ocho (8) unidades:

UNIDAD 1: Primera Ley de la termodinámica

UNIDAD 2: Segunda Ley de la Termodinámica

UNIDAD 3: Funciones de energía libre

1. UNIDAD 4: Tercera ley de termodinámica y reacciones químicas.

UNIDAD 5: Equilibrio Químico

UNIDAD 6: Termodinámica de sistemas reales

UNIDAD 7: Equilibrio de fases, Cinética química y Catálisis

UNIDAD 8: Teorías de la velocidad de reacción

2.

3.- ESTRATEGIAS METODOLÓGÍCAS GENERALES

Diálogo Didáctico Real: Actividades presénciales (comunidades de aprendizaje), tutorías y actividades electrónicas.

Diálogo Didáctico Simulado: Actividades de autogestión académica, estudio independiente y servicios de apoyo al estudiante.

ESTRATEGIAS DE EVALUACIÓN

La evaluación de los aprendizajes del estudiante y en consecuencia, la aprobación de la asignatura, vendrá dada por la valoración obligatoria de un conjunto de

elementos, a los cuales se les asignó un valor porcentual de la calificación final de la asignatura. Se sugieren algunos indicadores y posibles técnicas e instrumentos de

evaluación que podrá emplear el docente para tal fin.

Realización de actividades teórico-prácticas.

Realización de actividades de campo.

Aportes de ideas a la Comunidad (información y difusión).

Experiencias vivenciales en el área profesional

Realización de pruebas escritas cortas y largas, defensas de trabajos, exposiciones, debates, etc.

Actividades de Auto-evaluación / co-evaluación y evaluación del estudiante.

OBJETIVOS DE APRENDIZAJE CONTENIDO ESTRATEGIAS DE

EVALUACIÓN

BIBLIOGRAFÍA

Analizar la primera ley de

termodinámica.

3. UNIDAD 1: PRIMERA LEY DE LA

TERMODINAMICA.

4.

1.1 Fisicoquímica: definición. Termodinámica:

definición. Definiciones y terminología general

en Termodinámica.

1.2 Concepto de calor, principio del equilibrio

térmico. El Principio de conservación de la

energía. Primera Ley de la Termodinámica: DU

= Q + W.

1.3 Procesos inifinitesimales: funciones de estado,

diferenciales exactas e inexactas. Entalpía.

1.4 Capacidades caloríficas a volumen y presión

constantes. Cálculo de DU, DH, Q y W para

gases ideales a presión, volumen o temperatura

constantes o en condiciones adiabáticas. 1.5

Capacidades caloríficas y energías moleculares

(traslación, rotación y vibración molecular).

Realización de actividades teórico-

prácticas.


Aportes de ideas a la Comunidad

(información y difusión).

Experiencias vivenciales en el área

profesional

Registros de participación.

Pruebas escritas cortas y largas,

defensas de trabajos, exposiciones,

debates, etc.

Auto-evaluación / co-evaluación y

evaluación del estudiante.

Browm, T. Química. (2004). La

Ciencia Central. 4a edición.

México: Edit. Prentice-Hall.

Chang, R. (2002). Química.

México: Mc-Graw Hill.

Masterton-Slowinsky-Stanitski.

(1999). Química General

Superior. 6ª edición. México:

Iberoamericana S.A.

Atkins, P.W. (1999) “Química

Física”. Ediciones Omega S.A.

Sexta Edición.

Castellan, G.W., (2000)

“Fisicoquímica”. 3ª Ed.,

Addison-Wesley Iberoamericana

Laidler, K.Y MEISER, J. (1997)

“Fisicoquímica”. 1ra. Edición,

CECSA. México

Levine, I.N., “Fisicoquímica”.

(2004) 5ª Ed., McGraw-Hill,

Madrid.

Moore, W.J. (1986)

“Fisicoquímica Básica”. Prentice Hall, Hispanoamérica

S.A. México.

Explicar la segunda ley de 5. UNIDAD 2: SEGUNDA LEY DE LA Realización de actividades teórico- Browm, T. Química. (2004). La

termodinámica.

TERMODINAMICA.

6.

2.1 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.

2.2 Aumento de la entropía del universo como

criterio de espontaneidad. Enunciados de la

Segunda Ley de la Termodinámica. Entropía y

probabilidad.

2.3 Entropía como índice de agotamiento de la

capacidad de realizar trabajo. Cálculo de los

cambios de entropía en procesos reversibles e

irreversibles.

prácticas.





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debates, etc.










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Describir las funciones de energía

libre.

7. UNIDAD 3: FUNCIONES DE ENERGÍA

LIBRE.

8.

3.1 La función energía libre de Gibbs. G = H -

TS. Deducción a partir de dS > dQ/T.

3.2 Disminución de la energía libre como criterio

de espontaneidad a presión y temperatura

constantes.

3.3 Dependencia de la variación de energía

libre respecto de la presión y la temperatura.


prácticas.





profesional




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Explicar la tercera ley de

termodinámica y sus reacciones

química.

9. UNIDAD 4: TERCERA LEY DE

TERMODINÁMICA Y REACCIONES

QUÍMICAS.

10.

4.1 Entropías absolutas. La Tercera Ley de la

Termodinámica. Energía libre de formación.

Cálculo de DG° para una reacción química.

4.2 Valores de DG°, DH° y DS° en reacciones

químicas (inorgánicas, orgánicas y biológicas).

Cálculo de DG, DH y DS para reacciones

químicas.


prácticas.





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Analizar equilibrio químico en gases

y soluciones.

11. UNIDAD 5: EQUILIBRIO QUÍMICO.

12.

5.1 Equilibrio químico en gases y en soluciones. Cálculo de la posición de equilibrio. DG° = -RT

ln Keq.

5.2 Criterio de espontaneidad para reacciones

químicas a presión y temperatura constantes: la

isoterma de reacción de van't Hoff (DG = DG°

+ RT ln Q).

5.3 Efecto de la temperatura y la presión sobre

el equilibrio químico.

5.4 Cálculo de los parámetros termodinámicos a partir de la medida de las constantes de

equilibrio a distintas temperaturas.


prácticas.





profesional




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Explicar la termodinámica de sistemas

reales, en cuanto a sus magnitudes

molares parciales y potencial químico.

13. UNIDAD 6: TERMODINAMICA DE

SISTEMAS REALES.

14.

6.1 Magnitudes molares parciales. Potencial

químico. El potencial químico como una


prácticas.








medida de la tendencia al escape (o

reactividad).

6.2 Criterio general de equilibrio usando

potencial químico. Potencial químico en gases

y soluciones ideales. Ley de Raoult.

6.3 Desviaciones de los sistemas reales respecto de

la idealidad. Solubilidad de gases reales. Ley de

Henry.

6.4 Potencial químico de soluciones reales.

Actividad y coeficientes de actividad.

Interpretación física del concepto de actividad.

6.5 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).

6.6 Constantes de equilibrio y de disociación

termodinámica. Análisis termodinámico de las

propiedades coligativas de soluciones.

Potencial electroquímico. Aplicaciones

biológicas.

15.


profesional




debates, etc.







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Exponer los equilibrios de fases,

cinética química y catálisis

16. UNIDAD 7: EQUILIBRIO DE FASES,

CINETICA QUIMICA Y CATÁLISIS

17.

7.1 Condiciones de equilibrio. Diagramas de

fases. Regla de las fases. Ecuación de

Clapeyron-Clausius.

7.2 Objetivos de la cinética química. Reacciones

elementales y reacciones complejas. Orden y

molecularidad. Ecuaciones diferenciales,

expresiones integradas, t1/2 y representaciones

gráficas para cinéticas de orden cero, primer

orden, seudoprimer orden y segundo orden.

7.3 Reacciones de orden enésimo. Determinación

experimental del orden de reacción respecto de


prácticas.





profesional




debates, etc.











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cada reactivo. Aproximación de las velocidades

iniciales. Mecanismos de reacciones complejas.

Intermediarios.

7.4 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 (métodos de

flujo y de flujo detenido, saltos de temperatura

y de presión).

7.5 Dependencia de la velocidad de reacción

con la temperatura: ecuación empírica de

Arrhenius. Perfil de reacción: relación entre la

cinética y la termodinámica

7.6 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

18.





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Madrid.

Moore, W.J. (1986)


S.A. México.

Explicar las teorías de la velocidad de

reacción.

19. UNIDAD 8: TEORÍAS DE LA VELOCIDAD

DE REACCIÓN.

20.

8.1 Teoría de las colisiones para reacciones

gaseosas bimoleculares. Frecuencia de colisión,

factor estérico y número de choques efectivos.

8.2 Concepto de factor probabilístico (P) como P

= A/Z . Sección eficaz de reacción. Teoría del

complejo activado. Entropía y entalpía de

activación.


prácticas.





profesional












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8.3 Reacciones en solución: efecto del disolvente

en la constante de velocidad. Encuentros,

colisiones y el efecto celda.

8.4 Reacciones controladas por difusión:

ecuación de Smoluchowski. Reacciones

iónicas: ecuación de Bronsted-Bjerrum.

8.5 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).

debates, etc.




Sexta Edición.






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Moore, W.J. (1986)


S.A. México.

BIBLIOGRAFÍA

Browm, T. Química. (2004). La Ciencia Central. 4a edición. México: Edit. Prentice-Hall.

Chang, R. (2002). Química. México: Mc-Graw Hill.

Masterton-Slowinsky-Stanitski. (1999). Química General Superior. 6ª edición. México: Iberoamericana S.A.

Atkins, P.W. (1999) “Química Física”. Ediciones Omega S.A. Sexta Edición.

Castellan, G.W., (2000) “Fisicoquímica”. 3ª Ed., Addison-Wesley Iberoamericana

Laidler, K.Y MEISER, J. (1997) “Fisicoquímica”. 1ra. Edición, CECSA. México

Levine, I.N., “Fisicoquímica”. (2004) 5ª Ed., McGraw-Hill, Madrid.

Moore, W.J. (1986) “Fisicoquímica Básica”. Prentice Hall, Hispanoamérica S.A. México.

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