Juan Antonio Poce Fatou

•  Dotar al alumno de los principios fisicoquímicos necesarios para
interpretar los fenómenos naturales y las características básicas del mundo que
nos rodea.
•  Observar cómo los principios que rigen estos procesos naturales son los
que gobiernan las operaciones y actividades propias de la actividad industrial.

Tema 1. TERMODINÁMICA DE SISTEMAS SIMPLES

•  Fisicoquímica
•  Termodinámica
•  Sistemas, Entorno y Universo
•  Equilibrio
•  Procesos reversibles e irreversibles
o  Proceso de relajación
o  Proceso cuasiestático
•  Magnitudes intensivas y extensivas
•  Función de estado
•  Ecuación de estado
•  El Gas Ideal y estados de agregación
•  Calor
o  Capacidad calorífica
o  Medida del calor
  Calorímetro ideal
  Calorímetro real
•  Equivalente en agua del sistema calorimétrico
•  Trabajo P-V. Trabajo irreversible y trabajo reversible
•  Criterio de signos IUPAC
•  Primer principio de la termodinámica
•  Procesos a volumen constante
•  Procesos a presión constante: Entalpía
•  Relación entre capacidades caloríficas para un gas ideal
•  Procesos reversibles con gases ideales
o  Cambio de volumen a presión constante
o  Cambio de presión a volumen constante
o  Cambio isotérmico
o  Cambio adiabático
•  Procesos que incumben cambios de fase
•  Gases reales
o  El experimento de Joule. Coeficiente de Joule, J
o  El experimento de Joule – Thomson. Coeficiente de Joule - Thomson,
J-T
  Cálculo experimental de J-T
•  Entropía: una función de estado
•  Flujo espontáneo de calor
o  Enunciado general de la 2º principio de la termodinámica
•  Cálculo de variaciones de entropía
o  Proceso en un gas ideal desde (T1,V1) hasta (T2,V2)
o  Proceso desde (T1,V) hasta (T2,V)
o  Proceso desde (T1,P) hasta (T2,P)
o  Cambio de fase reversible a T y P constante
o  Proceso irreversible
•  La condición de equilibrio en términos de variables del sistema
o  Equilibrio a T y V constante: Función de Helmholtz (A)
  Función de trabajo a T constante
o  Equilibrio a T y P constante: Función de Gibbs (G)
  Función de trabajo a P y T constante: WNO-PV
•  Entropía de mezcla de gases ideales
•  Ecuaciones de Gibbs
o  Relación de reciprocidad de Euler
  Relaciones de Maxwell
•  Medida experimental de funciones de estado
o  Definiciones
  Coeficiente de dilatación cúbica
  Coeficiente de compresibilidad isotérmica
o  U como función de T y V
o  H como función de T y P
o  S como función de T y P
o  G como función de T y P
o  A como función de T y V
o  Relación entre capacidades caloríficas
o  Coeficiente de Joule
o  Coeficiente de Joule-Thompson

Tema 2. EQUILIBRIO DE FASES

•  Sistemas puros
o  El potencial químico en el equilibrio de fases
o  Diagrama de fases
o  La regla de las fases
  Fases y grados de libertad
o  Análisis del diagrama de fases del agua a presión moderada
  Áreas, líneas y punto triple
  Ecuación de Clapeyron
  Equilibrio sólido – líquido
  Equilibrio sólido – vapor
  Equilibrio líquido – vapor
  Estado metaestable
  Fluido supercrítico
  Cambios de fase a P ó T constante
o  Gases reales
  Factor de compresión
  Coordenadas reducidas
  Principio de los estados correspondientes
o  Presión de vapor
  Medida experimental en sistemas cerrados
  Ecuación de Clausius-Clapeyron
  Entropía de vaporización: la regla empírica de Trouton
•  Sistemas binarios
o  Disoluciones constituidas por disolvente volátil y soluto no volátil
  Soluto, disolvente y solubilidad
  Propiedades coligativas
•  Disminución de la presión de vapor
o  La ley de Raoult: disolución ideal
•  Aumento de la temperatura de ebullición
•  Disminución de la temperatura de fusión
•  Presión osmótica
o  Disolución ideal de dos componentes volátiles
o  Disoluciones reales
  Desviaciones del comportamiento ideal
  Ley de Henry: disolución diluida ideal
•  Solubilidad de gases en líquidos
  Fugacidad y Actividad
  Equilibrio líquido – vapor
•  Diagramas P vs x,y a temperatura constante
o  Análisis cualitativo
  Línea del punto de burbuja
  Curva del punto de rocío
o  Análisis cuantitativo
  Regla de la palanca
•  Diagramas T vs x,y a presión constante
o  Destilación
o  Columnas de destilación
o  Azeótropos

Tema 3. INTERFASE LÍQUIDA

•  Tensión superficial
o  Concepto de tensión superficial
o  Métodos para medir la tensión superficial
  Ascenso capilar. Mojado y repelencia
  Medida de la presión máxima sobre una burbuja
  La placa de Wilhelmy
o  Efectos de la tensión superficial en la presión de vapor. Ecuación de
Kelvin
  Gotas y burbujas de pequeño tamaño
  Sobresaturación

Tema 4. TERMOQUÍMICA

•  Concepto de reacción química
o  Mol de reacción
•  Entalpía normal de reacción, rHº
•  Entalpía normal de formación, fHº. Formas de referencia
•  Cálculo de entalpías de reacción a partir de entalpías de formación
•  Determinación de las entalpías normales de formación
o  Calorimetría directa
  Bomba calorimétrica adiabática o calorímetro a volumen constante
  Calorímetro a presión constante
o  Calorimetría indirecta
o  Medidas por estudio de la variación de la constante de equilibrio con la
temperatura
•  Calculo de entalpías normales a temperaturas diferentes de las tabuladas
•  Entalpía de formación normal convencional

Tema 5. EQUILIBRIO QUÍMICO

•  Potencial químico en una reacción química
o  Extensión de la reacción
o  Energía de Gibbs de reacción (rG)
o  Consideraciones sobre el equilibrio químico entre gases ideales
  Expansión de un gas ideal a T constante
  Reacción química entre gases ideales
•  Constantes de equilibrio: Kºp, Kºc y Kx
o  Expresión de acción de masas
•  Equilibrio en un sistema de gases reales
•  Equilibrio en disolución líquida
•  Equilibrio heterogéneo
o  Producto de solubilidad
•  Dependencia de la constante de equilibrio respecto a la presión
o  Respuesta del equilibrio entre gases ideales a los cambios de presión (T
constante)
  Adición de un gas inerte
  Adición de un gas reactivo
  Variación del volumen
•  Dependencia de la constante de equilibrio respecto a la temperatura
o  Ecuación de Gibbs-Helmholtz
  Ecuación de van’t Hoff
•  Respuesta del equilibrio entre gases ideales a los cambios de temperatura
•  Acoplamiento de reacciones
o  Acoplamiento catalizado

Tema 6. ELECTROQUÍMICA

•  Equilibrio químico en procesos de electrodo
•  Células galvánicas
o  La pila Daniell
o  Ánodo. Oxidación
o  Cátodo. Reducción
o  Tabique poroso
  Potencial de unión líquida
o  Puente salino
o  Potencial estándar de electrodo
  Electrodos de referencia
•  El electrodo de hidrógeno
•  El electrodo Ag/AgCl
o  Potencial estándar de la pila Daniell
o  Potencial estándar de reducción. Tabulación
o  Diferencia de potencial en una célula galvánica en condiciones no
estándar
  Ecuación de Nernst
  Medida experimental de potenciales de equilibrio
o  Utilidad de las células galvánicas
•  Célula electrolítica
o  Sobrepotencial
o  Electrolisis industrial
  Síntesis Cl2 / NaOH
  Electrodiálisis
  Producción de Al
  Galvanostegia (electroplating)
•  Pilas comerciales
o  Pila Leclanché
  Variante salina
  Variante alcalina
o  Pila botón de Hg
o  Pila recargable de Ni-Cd
o  Acumulador de Pb
o  Pilas de combustible
o  Requerimientos de una fuente de alimentación
•  Fundamentos de corrosión
o  Métodos para evitar la corrosión
  Aislamientos eléctricos
  Protección catódica
  Polarización del mecanismo electroquímico

Tema 7. CINÉTICA QUÍMICA

•  Cinética y Equilibrio
•  Factores que influyen en la velocidad de una reacción
o  Concentración
o  Grado de división (superficie) de los reactivos
o  Temperatura
  Distribución de Maxwell-Boltzmann
•  Velocidad de una reacción química
o  Velocidad promedio e instantánea
o  Formas de expresión
•  Ley cinética y orden de reacción
•  Determinación experimental de leyes cinética
o  Reactor discontinuo a volumen constante
  Método integral
•  Cinética de primer orden
•  Cinética de segundo orden
•  El tiempo de vida media
o  Método integral del tiempo de vida media
•  Inconvenientes del método integral
  Método diferencial
•  Método de la velocidad inicial
•  Mecanismos de reacción
o  Etapa elemental
o  Molecularidad
o  Relación entre la constante de equilibrio y las constantes cinéticas
o  Cálculo de leyes cinéticas a partir del mecanismo
  Método de la etapa determinante
  Aproximación del estado estacionario
o  Información sobre el mecanismo de una reacción a partir de la ley
cinética
•  Catálisis homogénea
o  Catálisis ácido-base
o  Catálisis enzimática
•  Catálisis heterogénea
o  Fisisorción y Quimisorción

•  Exposiciones magistrales en las que desde un punto de vista teórico el
profesor interpreta la naturaleza.
•  Resolución de problemas.
•  Experimentos de laboratorio en los que los alumnos observarán fenómenos
a los que tratarán de dar respuesta e interpretación teórica mediante la
elaboración de actividades académicamente dirigidas.
•  Exposiciones orales por parte de los alumnos.

Nº de Horas (indicar total): 144

• Clases Teóricas: 24  
• Clases Prácticas: 24  
• Exposiciones y Seminarios: 12  
• Tutorías Especializadas (presenciales o virtuales):
  • Colectivas:  
  • Individules:  
• Realización de Actividades Académicas Dirigidas:
  • Con presencia del profesorado: 12  
  • Sin presencia del profesorado:  
• Otro Trabajo Personal Autónomo:
  • Horas de estudio: 62  
  • Preparación de Trabajo Personal: 10  
  • ...
     
• Realización de Exámenes:
  • Examen escrito: 12  
  • Exámenes orales (control del Trabajo Personal):  

Técnicas de evaluación:

•  Examen final.
•  Actividades académicamente dirigidas. Los alumnos elegirán el trabajo a
desarrollar a partir de una relación proporcionada por el profesor o bien a
propuesta personal del alumno si ésta es aceptada por el profesor.
•  Exposición oral y escrita de la actividad académicamente dirigida.
•  Relación de ejercicios que se irán proponiendo a lo largo del curso.

Criterio de evaluación:

•  Examen Final, EF (70%)
•  Resto de Actividades, RA (30%)
Peso de cada actividad:
o  Exposición Escrita de la actividad académicamente dirigida, EE: 8
o  Exposición Oral de la actividad académicamente dirigida, EO: 8
o  Cada Relación de Ejercicios, RE: 2

Calificación global:  EF*0.7 + RA*0.3

Donde:

RA = (EE * 8 + EO * 8 + RE1 * 2 + RE2 * 2 + RE3 * 2 + RE4 * 2 + RE5 * 2 + RE6 *
2 + RE7 * 2) / 30

Petrucci, R. H., Hardwood, W. S., Herring, F. G.; Química General. Pearson
Prentice Hall. 8ª Ed. 2003.
Levine, I. N.; Fisicoquímica. MacGraw-Hill. 5ª Ed. 2004.
Ruiz Sánchez, J. J.; Cuestiones de termodinámica química. Servicio de
publicaciones de la Universidad de Córdoba. 2ª Ed. 1999.
Atkins, P. W.; Química Física. Oxford University Press. 6ª Ed. 1999.
Atkins, P. W., Paula, J.; Atkins’ Physical Chemistry. Oxford University Press.
7th Ed. 2002.
Castellan G. W.; Fisicoquímica. Addison Wesley Longman. 2ª Ed. 1987.
Engel T., Reid, P.; Physical Chemistry. Pearson Benjamin Cummings. 2006.
Laidler, K. J., Meiser, J. M.; Physical Chemistry. Houghton Miffling Company.
3rd Ed. 1999.
Alberty, R., Silbley, R.; Physical Chemistry. John Wiley & Sons. 3rd Ed. 2000.