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Programa de Estudios de QUÍMICA FÍSICA BIOLÓGICAQUÍMICA FÍSICA I (2017)
Universidad: UNNE
Facultad: FaCENA
Profesor: NELLY LIDIA JORGE
PROGRAMA ANALITICO QUIMICA FISICA BIOLOGICA PLAN 2009
TEMA 1.- COMBINACIÓN DEL PRIMERO Y SEGUNDO PRINCIPIO
Energía Libre y Función Trabajo. Trabajo máximo. Cambios isotérmicos de energía libre. Criterios de equilibrio de procesos espontáneos
e irreversibles. Energía libre de procesos a P y T constantes. Relaciones termodinámicas deducidas del Primer y Segundo Principio.
TEMA 2.- SISTEMAS ABIERTOS. PROPIEDADES MOLARES PARCIALES. TERMOQUÍMICA
Sistemas abiertos: Magnitudes molares parciales. Significado físico de la propiedad molar parcial. Ecuación de Gibss Duhem. Energía
libre molar parcial: el potencial químico. Equilibrio en sistemas heterogéneos.
Termoquímica: Cambios térmicos en las reacciones químicas. Calores de reacción a volumen o presión constantes: variaciones de la
energía interna y entalpía en las reacciones químicas. Ecuaciones termoquímicas. Relación entre las variaciones de energía interna y
entalpía. Calores involucrados en reacciones químicas. Leyes termoquímicas. Influencia del estado físico. Relaciones de Kirchhoff:
dependencia del calor de reacción con la temperatura. Calor de reacción a partir de las energías de enlace. Energía de disociación.
Propiedades térmicas molares parciales: calores de disolución y dilución, calor integral de dilución finita, calor integral de disolución y
calor diferencial.
TEMA 3- EQUILIBRIO QUÍMICO
Isoterma de reacción. Reacción de equilibrio y no equilibrio. Relación entre G, G0 y la constante de equilibrio. Aplicaciones a soluciones.
Principio de Le Chatelier Braun. Relación entre Kp y Kc. Efecto de la presión sobre el equilibrio. Dependencia de la constante de equilibrio
termodinámico Kp y Kc, con la temperatura. Medidas de las funciones termodinámicas de las reacciones. Aplicaciones de cálculo de
constantes de equilibrio en sistemas bioquímicos.
TEMA 4.- EQUILIBRIO HETEROGÉNEO.
Sistemas de un componente: Energía libre específica para sistemas heterogéneos a P y T constantes. La ecuación de Clapeyron.
Equilibrios: sólido-líquido, entre dos formas cristalinas; líquido – vapor. Calores latentes. La ecuación de Clapeyron y de Clapeyron –
Claussius: integración de la ecuación.
Sistemas de varios componentes: Regla de las fases de Gibbs: Número de fases, número de componentes y número de grados de
libertad de un sistema. Formación de compuestos. Sistemas líquidos con dos componentes. Sistema sólido-líquido de dos componentes.
Formación de compuestos. Sistema sólido-sólido con dos componentes. Sólidos miscibles. Sistema de tres componentes. Presión de
vapor de las disoluciones. Diagramas de presión de vapor que muestra la composición del vapor y del líquido. Diagramas de punto de
ebullición - composición. Destilación
TEMA 5.- TERMODINÁMICA DE LAS DISOLUCIONES DE LOS NO ELECTROLITOS Y PROPIEDADES COLIGATIVAS.
Propiedades termodinámicas de las disoluciones ideales. Presión de vapor y termodinámica de los sistemas no ideales. Consideraciones
generales. Disolventes de las disoluciones no ideales. Actividad y coeficiente de actividad. Solutos de las disoluciones no ideales.
Ecuación de Gibbs-Duhem y determinación de la actividad de los solutos.
Propiedades coligativas: Efecto de un soluto no volátil sobre la presión de vapor de la disolución. Elevación del punto de ebullición.
Descenso del punto de congelación. Presión osmótica; su relación con el potencial químico del agua. Ecuación de Morse y Van’t Hoff.
Osmolaridad. Presión osmótica y volumen celular.
TEMA 6.-FENÓMENOS DE SUPERFICIE.
La interfase. Energía superficial y tensión superficial. Interfases curvas. Influencia de la tensión de vapor sobre el radio de curvatura.
Tensión superficial de disoluciones. Películas superficiales en líquidos. Adsorción. Adsorción de gases. Tipos de adsorción. Isotermas de
adsorción de Langmuir y Freundlich. Isotermas de adsorción física. Adsorción de disoluciones: ecuación de Gibbs. Adsorción
cromatográfica. Aspectos eléctricos de los fenómenos de superficie. Teoría de la capa fija de Helmholtz. Teoría de la doble capa de Stern.
Fenómenos electrocinéticos: el potencial zeta, su relación con la fuerza iónica del medio y otras variables. Coloides y miscelas.
Fijación de ligandos a macromoleculas: Modelo de Scatchard de sitios equivalentes e independientes. Isotermas de fijación: directa,
recíproca, de Scartchad y de Hill. Cálculo de constantes de fijación y del número de sitios de fijación
TEMA 7.- SOLUCIONES DE ELECTROLITOS. NATURALEZA DE LOS ELECTROLITOS EN DISOLUCIÓN. TRANSPORTE A TRAVÉS
DE MENBRANAS BIOLÓGICAS
Conductividad eléctrica de las disoluciones: Conductividad equivalente. Relaciones empíricas deducidas de la medida de
conductividad equivalente. Teoría de Arrhenius para la disociación. Objeciones a la teoría de Arrhenius y características de las
disoluciones iónicas. Electrólisis y proceso en los electrodos. Número de transporte. Conductividades iónicas. Algunas aplicaciones de
las medidas de conductividad.
Transporte a través de membranas biológicas: Difusión. Primera y segunda ley de Fick. Distribución de solutos a través de membranas
biológicas. Transporte pasivo, potencial electroquímico. Transporte de solutos por difusión simple. Ecuación de Goldman. Coeficiente de
permeabilidad. Flujos unidireccionales. Transporte activo. Fuente de energía.
TEMA 8.- TERMODINÁMICA DE LAS DISOLUCIONES IÓNICAS. FUERZA ELECTROMOTRIZ DE LAS PILAS QUÍMICAS.
Termodinámica de las disoluciones iónicas: Actividades iónicas. Dependencia del valor de los coeficientes de actividad con la
intensidad iónica. Teoría de Debye - Huckel: evaluación de los coeficientes de actividad. Estudio de los métodos para determinar
coeficientes de actividad media. Coeficientes de actividad en disoluciones más concentradas.
Fuerza electromotriz de las pilas químicas: Procesos electroquímicos. Medida potenciométrica de la fem. Tipos de electrodo. Pilas
electroquímicas: convenio de signo. fem normales y potencial de electrodo. Dependencia de la fem de una pila con la concentración y
actividad de los reactivos. Determinación de las constantes de equilibrio y productos de solubilidad a partir de medidas de fem. Pilas de
concentración en los electrodos. Pilas de concentración en el electrolito con unión líquida. El puente salino. Dependencia de la fem de
una pila con la temperatura. Entalpía de los iones en disolución acuosa. Energía libre y entropía de los iones en disolución.
TEMA 9.- TEORÍA CINÉTICO MOLECULAR
El modelo cinético molecular de los gases. Presión del gas. Velocidades moleculares, energías cinéticas y temperatura. Deducción de las
leyes de los gases ideales a partir de la teoría cinética. Valores numéricos de las energías y velocidades moleculares. Recorridos libres
medios, diámetros de colisión y número de choques. Teoría cinética de la viscosidad de un gas. Valores numéricos de las propiedades L,
Z1, y Z11 . Viscosidad de líquidos y gases.
TEMA 10.-CINÉTICA QUÍMICA
Técnicas experimentales. Introducción a las ecuaciones de velocidad de reacción. Orden y molecularidad de una reacción. Constante de
velocidad. Unidad. Introducción al estudio de los mecanismos de reacción. Relación entre ecuación de velocidad y mecanismo de
reacción. Reacciones de primer orden. Teoría de las reacciones de primer orden en fase gaseosa. El método del régimen estacionario.
Reacciones de segundo orden. Reacciones de orden n. Análisis de los datos cinéticos. Métodos de integración y diferencial. Reacciones
consecutiva y reversible. Reacciones en cadena. Catálisis homogénea. Dependencia de la velocidad de reacción con la temperatura.
Teoría de Arrhenius. Teoría de Colisiones. Teoría del Estado de transición. Entropía de Activación.
TEMA 11.-FOTOQUÍMICA.
Reacciones fotoquímicas. Ley de Grotthus-Draper. Ley de Lambert-Beer. Procesos fotoquímicos primarios y secundarios. Ley de Einstein
de la equivalencia fotoquímica. Consecuencias de la absorción de luz por los átomos: fluorescencia y fosforescencia. Consecuencias de
la absorción de luz por las moléculas. Cinética fotoquímica. Estudio experimental de las reacciones fotoquímicas. Estudio de algunas
reacciones fotoquímicas en fase gaseosa y líquida. Efecto de la temperatura en las reacciones fotoquímicas. Equilibrio fotoquímico.
Fotólisis instantáneo o por destello. Quimiluminiscencia y efecto de las radiaciones de alta energía: Química de la radiación.
PROGRAMA ANALITICO QUIMICAFISICA I (PROFESORADO)
TEMA 1.- COMBINACIÓN DEL PRIMERO Y SEGUNDO PRINCIPIO
Energía Libre y Función Trabajo. Trabajo máximo. Cambios isotérmicos de energía libre. Criterios de equilibrio de procesos espontáneos
e irreversibles. Energía libre de procesos a P y T constantes. Relaciones termodinámicas deducidas del Primer y Segundo Principio.
TEMA 2.- SISTEMAS ABIERTOS. PROPIEDADES MOLARES PARCIALES. TERMOQUÍMICA
Sistemas abiertos: Magnitudes molares parciales. Significado físico de la propiedad molar parcial. Ecuación de Gibss Duhem. Energía
libre molar parcial: el potencial químico. Equilibrio en sistemas heterogéneos.
Termoquímica: Cambios térmicos en las reacciones químicas. Calores de reacción a volumen o presión constantes: variaciones de la
energía interna y entalpía en las reacciones químicas. Ecuaciones termoquímicas. Relación entre las variaciones de energía interna y
entalpía. Calores involucrados en reacciones químicas. Leyes termoquímicas. Influencia del estado físico. Relaciones de Kirchhoff:
dependencia del calor de reacción con la temperatura. Calor de reacción a partir de las energías de enlace. Energía de disociación.
Propiedades térmicas molares parciales: calores de disolución y dilución, calor integral de dilución finita, calor integral de disolución y
calor diferencial.
TEMA 3- EQUILIBRIO QUÍMICO
Isoterma de reacción. Reacción de equilibrio y no equilibrio. Relación entre G, G0 y la constante de equilibrio. Aplicaciones a soluciones.
Principio de Le Chatelier Braun. Relación entre Kp y Kc. Efecto de la presión sobre el equilibrio. Dependencia de la constante de equilibrio
termodinámico Kp y Kc, con la temperatura. Medidas de las funciones termodinámicas de las reacciones. Aplicaciones de cálculo de
constantes de equilibrio en sistemas bioquímicos.
TEMA 4.- EQUILIBRIO HETEROGÉNEO.
Sistemas de un componente: Energía libre específica para sistemas heterogéneos a P y T constantes. La ecuación de Clapeyron.
Equilibrios: sólido-líquido, entre dos formas cristalinas; líquido – vapor. Calores latentes. La ecuación de Clapeyron y de Clapeyron –
Claussius: integración de la ecuación.
Sistemas de varios componentes: Regla de las fases de Gibbs: Número de fases, número de componentes y número de grados de
libertad de un sistema. Formación de compuestos. Sistemas líquidos con dos componentes. Sistema sólido-líquido de dos componentes.
Formación de compuestos. Sistema sólido-sólido con dos componentes. Sólidos miscibles. Sistema de tres componentes. Presión de
vapor de las disoluciones. Diagramas de presión de vapor que muestra la composición del vapor y del líquido. Diagramas de punto de
ebullición - composición. Destilación
TEMA 5.- TERMODINÁMICA DE LAS DISOLUCIONES DE LOS NO ELECTROLITOS Y PROPIEDADES COLIGATIVAS.
Propiedades termodinámicas de las disoluciones ideales. Presión de vapor y termodinámica de los sistemas no ideales. Consideraciones
generales. Disolventes de las disoluciones no ideales. Actividad y coeficiente de actividad. Solutos de las disoluciones no ideales.
Ecuación de Gibbs-Duhem y determinación de la actividad de los solutos.
Propiedades coligativas: Efecto de un soluto no volátil sobre la presión de vapor de la disolución. Elevación del punto de ebullición.
Descenso del punto de congelación. Presión osmótica; su relación con el potencial químico del agua. Ecuación de Morse y Van’t Hoff.
Osmolaridad. Presión osmótica y volumen celular.
TEMA 6.-FENÓMENOS DE SUPERFICIE.
La interfase. Energía superficial y tensión superficial. Interfases curvas. Influencia de la tensión de vapor sobre el radio de curvatura.
Tensión superficial de disoluciones. Películas superficiales en líquidos. Adsorción. Adsorción de gases. Tipos de adsorción. Isotermas de
adsorción de Langmuir y Freundlich. Isotermas de adsorción física. Adsorción de disoluciones: ecuación de Gibbs. Adsorción
cromatográfica. Aspectos eléctricos de los fenómenos de superficie. Teoría de la capa fija de Helmholtz. Teoría de la doble capa de Stern.
Fenómenos electrocinéticos: el potencial zeta, su relación con la fuerza iónica del medio y otras variables.
Fijación de ligandos a macromoleculas: Modelo de Scatchard de sitios equivalentes e independientes. Isotermas de fijación: directa,
recíproca, de Scartchad y de Hill. Cálculo de constantes de fijación y del número de sitios de fijación
TEMA 7.- SOLUCIONES DE ELECTROLITOS. NATURALEZA DE LOS ELECTROLITOS EN DISOLUCIÓN. TRANSPORTE A TRAVÉS
DE MENBRANAS BIOLÓGICAS
Conductividad eléctrica de las disoluciones: Conductividad equivalente. Relaciones empíricas deducidas de la medida de
conductividad equivalente. Teoría de Arrhenius para la disociación. Objeciones a la teoría de Arrhenius y características de las
disoluciones iónicas. Electrólisis y proceso en los electrodos. Número de transporte. Conductividades iónicas. Algunas aplicaciones de
las medidas de conductividad.
Transporte a través de membranas biológicas: Difusión. Primera y segunda ley de Fick. Distribución de solutos a través de membranas
biológicas. Transporte pasivo, potencial electroquímico. Transporte de solutos por difusión simple. Ecuación de Goldman. Coeficiente de
permeabilidad. Flujos unidireccionales. Transporte activo. Fuente de energía.
TEMA 8.- TERMODINÁMICA DE LAS DISOLUCIONES IÓNICAS. FUERZA ELECTROMOTRIZ DE LAS PILAS QUÍMICAS.
Termodinámica de las disoluciones iónicas: Actividades iónicas. Dependencia del valor de los coeficientes de actividad con la
intensidad iónica. Teoría de Debye - Huckel: evaluación de los coeficientes de actividad. Estudio de los métodos para determinar
coeficientes de actividad media. Coeficientes de actividad en disoluciones más concentradas.
Fuerza electromotriz de las pilas químicas: Procesos electroquímicos. Medida potenciométrica de la fem. Tipos de electrodo. Pilas
electroquímicas: convenio de signo. fem normales y potencial de electrodo. Dependencia de la fem de una pila con la concentración y
actividad de los reactivos. Determinación de las constantes de equilibrio y productos de solubilidad a partir de medidas de fem. Pilas de
concentración en los electrodos. Pilas de concentración en el electrolito con unión líquida. El puente salino. Dependencia de la fem de
una pila con la temperatura. Entalpía de los iones en disolución acuosa. Energía libre y entropía de los iones en disolución.
TEMA 9.- TEORÍA CINÉTICO MOLECULAR
El modelo cinético molecular de los gases. Presión del gas. Velocidades moleculares, energías cinéticas y temperatura. Deducción de las
leyes de los gases ideales a partir de la teoría cinética. Valores numéricos de las energías y velocidades moleculares. Recorridos libres
medios, diámetros de colisión y número de choques. Teoría cinética de la viscosidad de un gas. Valores numéricos de las propiedades L,
Z1, y Z11 . Viscosidad de líquidos y gases.
TEMA 10.-CINÉTICA QUÍMICA
Técnicas experimentales. Introducción a las ecuaciones de velocidad de reacción. Orden y molecularidad de una reacción. Constante de
velocidad. Unidad. Introducción al estudio de los mecanismos de reacción. Relación entre ecuación de velocidad y mecanismo de
reacción. Reacciones de primer orden. Teoría de las reacciones de primer orden en fase gaseosa. El método del régimen estacionario.
Reacciones de segundo orden. Reacciones de orden n. Análisis de los datos cinéticos. Métodos de integración y diferencial. Reacciones
consecutiva y reversible. Reacciones en cadena. Catálisis homogénea. Dependencia de la velocidad de reacción con la temperatura.
Teoría de Arrhenius. Teoría de Colisiones. Teoría del Estado de transición. Entropía de Activación.
TEMA 11.-FOTOQUÍMICA.
Reacciones fotoquímicas. Ley de Grotthus-Draper. Ley de Lambert-Beer. Procesos fotoquímicos primarios y secundarios. Ley de Einstein
de la equivalencia fotoquímica. Consecuencias de la absorción de luz por los átomos: fluorescencia y fosforescencia. Consecuencias de
la absorción de luz por las moléculas. Cinética fotoquímica. Estudio experimental de las reacciones fotoquímicas. Estudio de algunas
reacciones fotoquímicas en fase gaseosa y líquida. Efecto de la temperatura en las reacciones fotoquímicas. Equilibrio fotoquímico.
Fotólisis instantáneo o por destello. Quimiluminiscencia y efecto de las radiaciones de alta energía: Química de la radiación.
PROGRAMA ANALITICO QUIMICA FISICA I LICENCIATURA EN CIENCIAS QUIMICAS. Plan 2012
TEMA 1.- COMBINACIÓN DEL PRIMERO Y SEGUNDO PRINCIPIO
Energía Libre y Función Trabajo. Trabajo máximo. Cambios isotérmicos de energía libre. Criterios de equilibrio de procesos espontáneos
e irreversibles. Energía libre de procesos a P y T constantes. Relaciones termodinámicas deducidas del Primer y Segundo Principio.
TEMA 2.- SISTEMAS ABIERTOS. PROPIEDADES MOLARES PARCIALES. TERMOQUÍMICA
Sistemas abiertos: Magnitudes molares parciales. Significado físico de la propiedad molar parcial. Ecuación de Gibss Duhem. Energía
libre molar parcial: el potencial químico. Equilibrio en sistemas heterogéneos.
Termoquímica: Cambios térmicos en las reacciones químicas. Calores de reacción a volumen o presión constantes: variaciones de la
energía interna y entalpía en las reacciones químicas. Ecuaciones termoquímicas. Relación entre las variaciones de energía interna y
entalpía. Calores involucrados en reacciones químicas. Leyes termoquímicas. Influencia del estado físico. Relaciones de Kirchhoff:
dependencia del calor de reacción con la temperatura. Calor de reacción a partir de las energías de enlace. Energía de disociación.
Propiedades térmicas molares parciales: calores de disolución y dilución, calor integral de dilución finita, calor integral de disolución y
calor diferencial.
TEMA 3- EQUILIBRIO QUÍMICO
Isoterma de reacción. Reacción de equilibrio y no equilibrio. Relación entre G, G0 y la constante de equilibrio. Aplicaciones a soluciones.
Principio de Le Chatelier Braun. Relación entre Kp y Kc. Efecto de la presión sobre el equilibrio. Dependencia de la constante de equilibrio
termodinámico Kp y Kc, con la temperatura. Medidas de las funciones termodinámicas de las reacciones. Aplicaciones de cálculo de
constantes de equilibrio en sistemas bioquímicos.
TEMA 4.- EQUILIBRIO HETEROGÉNEO.
Sistemas de un componente: Energía libre específica para sistemas heterogéneos a P y T constantes. La ecuación de Clapeyron.
Equilibrios: sólido-líquido, entre dos formas cristalinas; líquido – vapor. Calores latentes. La ecuación de Clapeyron y de Clapeyron –
Claussius: integración de la ecuación.
Sistemas de varios componentes: Regla de las fases de Gibbs: Número de fases, número de componentes y número de grados de
libertad de un sistema. Formación de compuestos. Sistemas líquidos con dos componentes. Sistema sólido-líquido de dos componentes.
Formación de compuestos. Sistema sólido-sólido con dos componentes. Sólidos miscibles. Sistema de tres componentes. Presión de
vapor de las disoluciones. Diagramas de presión de vapor que muestra la composición del vapor y del líquido. Diagramas de punto de
ebullición - composición. Destilación
TEMA 5.- TERMODINÁMICA DE LAS DISOLUCIONES DE LOS NO ELECTROLITOS
Propiedades termodinámicas de las disoluciones ideales. Presión de vapor y termodinámica de los sistemas no ideales. Consideraciones
generales. Disolventes de las disoluciones no ideales. Actividad y coeficiente de actividad. Solutos de las disoluciones no ideales.
Ecuación de Gibbs-Duhem y determinación de la actividad de los solutos.
TEMA 6.- PROPIEDADES COLIGATIVAS.
Efecto de un soluto no volátil sobre la presión de vapor de la disolución. Elevación del punto de ebullición. Descenso del punto de
congelación. Presión osmótica; su relación con el potencial químico del agua. Ecuación de Morse y Van’t Hoff. Osmolaridad. Presión
osmótica y volumen celular.
TEMA 7.-FENÓMENOS DE SUPERFICIE.
La interfase. Energía superficial y tensión superficial. Interfases curvas. Influencia de la tensión de vapor sobre el radio de curvatura.
Tensión superficial de disoluciones. Películas superficiales en líquidos. Adsorción. Adsorción de gases. Tipos de adsorción. Isotermas de
adsorción de Langmuir y Freundlich. Adsorción de disoluciones: ecuación de Gibbs. Adsorción cromatográfica.
Coloides. Clasificación, preparación, estructura y estabilidad. Aspectos eléctricos de los fenómenos de superficie. Teoría de la capa fija
de Helmholtz. Teoría de la doble capa de Stern. Fenómenos electrocinéticos: el potencial zeta, su relación con la fuerza iónica del medio
y otras variables.
TEMA 8.- SOLUCIONES DE ELECTROLITOS. NATURALEZA DE LOS ELECTROLITOS EN DISOLUCIÓN.
Conductividad equivalente. Relaciones empíricas deducidas de la medida de conductividad equivalente. Teoría de Arrhenius para la
disociación. Objeciones a la teoría de Arrhenius y características de las disoluciones iónicas. Electrólisis y proceso en los electrodos.
Número de transporte. Conductividades iónicas. Algunas aplicaciones de las medidas de conductividad.
TEMA 9.- TERMODINÁMICA DE LAS DISOLUCIONES IÓNICAS. FUERZA ELECTROMOTRIZ DE LAS PILAS QUÍMICAS.
Termodinámica de las disoluciones iónicas: Actividades iónicas. Dependencia del valor de los coeficientes de actividad con la
intensidad iónica. Teoría de Debye - Huckel: evaluación de los coeficientes de actividad. Estudio de los métodos para determinar
coeficientes de actividad media. Coeficientes de actividad en disoluciones más concentradas.
Fuerza electromotriz de las pilas químicas: Procesos electroquímicos. Medida potenciométrica de la fem. Tipos de electrodo. Pilas
electroquímicas: convenio de signo. fem normales y potencial de electrodo. Dependencia de la fem de una pila con la concentración y
actividad de los reactivos. Determinación de las constantes de equilibrio y productos de solubilidad a partir de medidas de fem. Pilas de
concentración en los electrodos. Pilas de concentración en el electrolito con unión líquida. El puente salino. Dependencia de la fem de
una pila con la temperatura. Entalpía de los iones en disolución acuosa. Energía libre y entropía de los iones en disolución.
TEMA 10.- TEORÍA CINÉTICO MOLECULAR
El modelo cinético molecular de los gases. Presión del gas. Velocidades moleculares, energías cinéticas y temperatura. Deducción de las
leyes de los gases ideales a partir de la teoría cinética. Valores numéricos de las energías y velocidades moleculares. Recorridos libres
medios, diámetros de colisión y número de choques. Teoría cinética de la viscosidad de un gas. Valores numéricos de las propiedades L,
Z1, y Z11 . Viscosidad de líquidos y gases.
TEMA 11.-CINÉTICA QUÍMICA
Técnicas experimentales. Introducción a las ecuaciones de velocidad de reacción. Orden y molecularidad de una reacción. Constante
de velocidad. Unidad. Introducción al estudio de los mecanismos de reacción. Relación entre ecuación de velocidad y mecanismo de
reacción. Reacciones de primer orden. Teoría de las reacciones de primer orden en fase gaseosa. El método del régimen estacionario.
Reacciones de segundo orden. Reacciones de orden n. Análisis de los datos cinéticos. Métodos de integración y diferencial.
Reacciones consecutiva y reversible. Reacciones en cadena. Catálisis homogénea. Dependencia de la velocidad de reacción con la
temperatura. Teoría de Arrhenius. Teoría de Colisiones. Teoría del Estado de transición. Entropía de Activación. Fotoquimica
TEMA 12 .- CONTAMINANTES Y SU DISTRIBUCIÓN EN EL AMBIENTE
Características físico-químicas de contaminantes y su distribución en el ambiente. Constante de Henry de contaminantes. Coeficiente de
adsorción de Carbono orgánico (Koc). Coeficiente de Partición Octanol-Agua (Kow). Potencial de contaminación de contaminantes en
distintos compartimentos del ambiente.